ქლორის ძირითადი თვისებები. ქლორი: თვისებები, გამოყენება, წარმოება. ქლორის ქიმიური თვისებები

წარმოების მთავარი სამრეწველო მეთოდი არის კონცენტრირებული NaCl (სურ. 96). ამ შემთხვევაში, (2Сl’ – 2e– = Сl 2) გამოთავისუფლდება, ხოლო (2Н + 2e – = H2) გამოთავისუფლდება კათოდურ სივრცეში და წარმოქმნის NaOH.

ლაბორატორიაში მიღებისას, ისინი ჩვეულებრივ იყენებენ MnO 2 ან KMnO 4 ეფექტს:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O

მსგავსია დამახასიათებელი ქიმიური ფუნქციით - ასევე აქტიური მონოვალენტური მეტალოიდია. თუმცა, ის ნაკლებია ვიდრე. ამრიგად, ამ უკანასკნელს შეუძლია კავშირების გადაადგილება.

ურთიერთქმედება H 2 + Cl 2 = 2HCl + 44 კკალ

ნორმალურ პირობებში ის უკიდურესად ნელა მიმდინარეობს, მაგრამ როდესაც ნარევი თბება ან ძლიერ განათდება (მზის პირდაპირი შუქი, წვა და ა.შ.) მას თან ახლავს.

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl

NaCl + NaHSO 4 = Na 2 SO 4 + HCl

პირველი მათგანი ნაწილობრივ უკვე ნორმალურ პირობებში ხდება და თითქმის მთლიანად დაბალი გათბობის პირობებში; მეორე ხდება მხოლოდ მაღალზე. პროცესის განსახორციელებლად გამოიყენება მაღალი ხარისხის მექანიკური მანქანები.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl

როგორც არასტაბილური ნაერთი, HOCl ნელა იშლება ასეთ განზავებულ მდგომარეობაშიც კი. ეწოდება ჰიპოქლორმჟავას, ან. თავად HOCl და მისი ძალიან ძლიერია.

ამის მისაღწევად უმარტივესი გზაა სარეაქციო ნარევში დამატება. ვინაიდან H-ის წარმოქმნისას OH შეკრული იქნება განუყოფელ ნაწილებად და გადაინაცვლებს მარჯვნივ. მაგალითად, NaOH-ის გამოყენებით გვაქვს:

Cl 2 + H 2 O<–––>HOCl + HCl

HOCl + HCl + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + 2H 2 O

ან ზოგადად:

Cl 2 + 2NaOH –––>NaOCl + NaCl + H 2 O

ურთიერთქმედების შედეგად მიიღება ჰიპოქლორის ნაზავი. მიღებულ ("") აქვს ძლიერი ჟანგვის თვისებები და ფართოდ გამოიყენება გაუფერულებლად და.

1) HOCl = HCl + O

2) 2HOСl = H 2 O + Cl 2 O

3) 3HOCl = 2HCl + HClO 3

ყველა ეს პროცესი შეიძლება ერთდროულად მოხდეს, მაგრამ მათი შედარებითი განაკვეთები დიდად არის დამოკიდებული არსებულ პირობებზე. ამ უკანასკნელის შეცვლით შესაძლებელია იმის უზრუნველყოფა, რომ ტრანსფორმაცია თითქმის მთლიანად ერთი მიმართულებით მიდის.

პირდაპირი მზის გავლენის ქვეშ, დაშლა ხდება პირველი მათგანის მიხედვით. ის ასევე ჩნდება ისეთის თანდასწრებით, რომლებსაც ადვილად შეუძლიათ მიმაგრება და ზოგიერთი (მაგალითად ").

HOCl-ის დაშლა მესამე ტიპის მიხედვით განსაკუთრებით ადვილად ხდება გაცხელებისას. ამრიგად, ეფექტი ცხელზე გამოიხატება შემაჯამებელი განტოლებით:

3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

2КlO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

წარმოიქმნება მომწვანო-მოყვითალო დიოქსიდი (მფ. - 59 °C, bp. + 10 °C). თავისუფალი ClO 2 არასტაბილურია და შეიძლება დაიშალა

ძირითადი ქვეჯგუფის VII ჯგუფის ელემენტების მახასიათებლები, მაგალითად ქლორის გამოყენებით

ქვეჯგუფის ზოგადი მახასიათებლები

ცხრილი 1. VIIA ქვეჯგუფის ელემენტების ნომენკლატურა

P- ელემენტები, ტიპიური, არამეტალები (ასტატინი ნახევრად მეტალია), ჰალოგენები.

Hal ელემენტის ელექტრონული დიაგრამა (Hal ≠ F):

VIIA ქვეჯგუფის ელემენტები ხასიათდება შემდეგი ვალენტობით:

ცხრილი 2. ვალენტობა

3. VIIA ქვეჯგუფის ელემენტები ხასიათდება შემდეგი ჟანგვის მდგომარეობებით:

ცხრილი 3. ელემენტების ჟანგვის მდგომარეობა

ქიმიური ელემენტის მახასიათებლები

ქლორი არის VII A ჯგუფის ელემენტი. სერიული ნომერი 17

ფარდობითი ატომური მასა: 35,4527 ა. ე.მ. (გ/მოლი)

პროტონების, ნეიტრონების, ელექტრონების რაოდენობა: 17,18,17

ატომური სტრუქტურა:

ელექტრონული ფორმულა:

ტიპიური დაჟანგვის მდგომარეობა: -1, 0, +1, +3, +4, +5, +7

იონიზაციის ენერგია: 1254.9 (13.01) კჯ/მოლი (eV)

ელექტრონის აფინურობა: 349 (კჯ/მოლი)

ელექტრონეგატიურობა პაულინგის მიხედვით: 3.20

მარტივი ნივთიერების მახასიათებლები

კავშირის ტიპი: კოვალენტური არაპოლარული

დიატომიური მოლეკულა

იზოტოპები: 35 Cl (75,78%) და 37 Cl (24,22%)

კრისტალური მედის ტიპი: მოლეკულური

თერმოდინამიკური პარამეტრები

ცხრილი 4

ფიზიკური თვისებები

ცხრილი 5

ქიმიური თვისებები

ქლორის წყალხსნარი ძლიერ დისმუტაციულია („ქლორის წყალი“)

ეტაპი 1: Cl 2 + H 2 O = HCl + HOCl

ეტაპი 2: HOCl = HCl + [O] – ატომური ჟანგბადი

ქვეჯგუფში ჟანგვის უნარი მცირდება ფტორიდან იოდამდე =˃

ქლორი არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი:

1. ურთიერთქმედება მარტივ ნივთიერებებთან

ა) წყალბადით:

Cl 2 + H 2 = 2HCl

ბ) ლითონებით:

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

გ) ზოგიერთი ნაკლებად ელექტროუარყოფითი არალითონებით:

3Cl 2 + 2P = 2PCl 3

Cl 2 + S = SCl 2

ჟანგბადთან, ნახშირბადთან და აზოტთან, უშუალოდ ქლორთან ერთად არ რეაგირებს!

2. ურთიერთქმედება რთულ ნივთიერებებთან

ა) წყლით: იხილეთ ზემოთ

ბ) მჟავებით: არ რეაგირებს!

გ) ტუტე ხსნარებით:

სიცივეში: Cl 2 +2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O

გაცხელებისას: 3Cl 2 + 6 KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

ე) მრავალი ორგანული ნივთიერებით:

Cl 2 + CH 4 = CH 3 Cl + HCl

C 6 H 6 + Cl 2 = C 6 H 5 Cl + HCl

ყველაზე მნიშვნელოვანი ქლორის ნაერთები

წყალბადის ქლორიდი, წყალბადის ქლორიდი(HCl) არის უფერო, თერმულად მდგრადი გაზი (ნორმალურ პირობებში) მძაფრი სუნით, აორთქლდება ტენიან ჰაერში, ადვილად იხსნება წყალში (500 მოცულობის გაზი თითო მოცულობით წყალში) და წარმოქმნის მარილმჟავას. −114,22 °C ტემპერატურაზე HCl იქცევა მყარ მდგომარეობაში. მყარ მდგომარეობაში წყალბადის ქლორიდი არსებობს ორი კრისტალური მოდიფიკაციის სახით: ორთორმბული, ქვემოთ სტაბილური და კუბური.

წყალბადის ქლორიდის წყალხსნარს მარილმჟავა ეწოდება. წყალში გახსნისას ხდება შემდეგი პროცესები:

HCl g + H 2 O l = H 3 O + l + Cl − l

დაშლის პროცესი ძალიან ეგზოთერმულია. წყალთან ერთად HCl ქმნის აზეოტროპულ ნარევს. ეს არის ძლიერი მონოპროტული მჟავა. ენერგიულად ურთიერთქმედებს წყალბადის მარცხნივ ძაბვის სერიის ყველა ლითონთან, ძირითად და ამფოტერულ ოქსიდებთან, ფუძეებთან და მარილებთან, წარმოქმნის მარილებს - ქლორიდები:

Mg + 2 HCl → MgCl 2 + H 2

FeO + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 O

ძლიერი ჟანგვის აგენტების ზემოქმედებისას ან ელექტროლიზის დროს, წყალბადის ქლორიდი ავლენს შემცირების თვისებებს:

MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2 H 2 O

გაცხელებისას წყალბადის ქლორიდი იჟანგება ჟანგბადით (კატალიზატორი - სპილენძის(II) ქლორიდი CuCl 2):

4 HCl + O 2 → 2 H 2 O +2 Cl 2

თუმცა, კონცენტრირებული მარილმჟავა რეაგირებს სპილენძთან და ქმნის ერთვალენტურ სპილენძის კომპლექსს:

2 Cu + 4 HCl → 2 H + H 2

კონცენტრირებული მარილმჟავას 3 ნაწილის მოცულობით და კონცენტრირებული აზოტის მჟავის 1 ნაწილის მოცულობის ნარევს ეწოდება "aqua regia". Aqua regia-ს შეუძლია ოქროს და პლატინის დაშლაც კი. Aqua regia-ს მაღალი ჟანგვითი აქტივობა განპირობებულია მასში ნიტროზილ ქლორიდისა და ქლორის არსებობით, რომლებიც წონასწორობაშია საწყის ნივთიერებებთან:

4 H 3 O + + 3 Cl − + NO 3 − = NOCl + Cl 2 + 6 H 2 O

ხსნარში ქლორიდის იონების მაღალი კონცენტრაციის გამო, ლითონი უკავშირდება ქლორიდის კომპლექსს, რაც ხელს უწყობს მის დაშლას:

3 Pt + 4 HNO 3 + 18 HCl → 3 H 2 + 4 NO + 8 H 2 O

წყალბადის ქლორიდს ასევე ახასიათებს დამატების რეაქცია მრავალ ობლიგაციებზე (ელექტროფილური დამატება):

R-CH=CH 2 + HCl → R-CHCl-CH 3

R-C≡CH + 2 HCl → R-CCl 2 -CH 3

ქლორის ოქსიდები- ქლორისა და ჟანგბადის არაორგანული ქიმიური ნაერთები, ზოგადი ფორმულით: Cl x O y.
ქლორი ქმნის შემდეგ ოქსიდებს: Cl 2 O, Cl 2 O 3, ClO 2, Cl 2 O 4, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. გარდა ამისა, ცნობილია: ხანმოკლე რადიკალი ClO, ქლორის პეროქსიდის რადიკალი ClOO და ქლორის ტეტროქსიდის რადიკალი ClO 4.
ქვემოთ მოყვანილი ცხრილი გვიჩვენებს სტაბილური ქლორის ოქსიდების თვისებებს:

ცხრილი 6

საკუთრება	Cl2O	ClO2	ClOClO 3	Cl 2 O 6 (l)↔2ClO 3 (გ)	Cl2O7
ფერი და მდგომარეობა ოთახში. ტემპერატურა	ყვითელი ყავისფერი გაზი	ყვითელ-მწვანე გაზი	ღია ყვითელი სითხე	მუქი წითელი სითხე	უფერო სითხე
ქლორის დაჟანგვის მდგომარეობა	(+1)	(+4)	(+1), (+7)	(+6)	(+7)
T. pl., °C	−120,6	−59	−117	3,5	−91,5
დუღილის ტემპერატურა, °C	2,0		44,5
დ(f, 0°C), გ*სმ -3	-	1,64	1,806	-	2,02
ΔH° ნიმუში (გაზი, 298 K), kJ*mol -1	80,3	102,6	~180	(155)
ΔG° ნიმუში (გაზი, 298 K), kJ*mol -1	97,9	120,6	-	-	-
S° ნიმუში (გაზი, 298 K), J*K -1 *mol -1	265,9	256,7	327,2	-	-
დიპოლური მომენტი μ, D	0,78 ± 0,08	1,78 ± 0,01	-	-	0.72 ± 0.02

ქლორის ოქსიდი (I),დიქლორის ოქსიდი, ჰიპოქლორმჟავას ანჰიდრიდი - ქლორის ნაერთი დაჟანგვის მდგომარეობაში +1 ჟანგბადთან.

ნორმალურ პირობებში ეს არის მოყავისფრო-მოყვითალო გაზი ქლორის დამახასიათებელი სუნით. 2 °C-ზე დაბალ ტემპერატურაზე სითხე ოქროსფერ-წითელი ფერისაა. ტოქსიკური: გავლენას ახდენს სასუნთქ გზებზე. სპონტანურად ნელა იშლება:

ფეთქებადი მაღალი კონცენტრაციით. სიმჭიდროვე ნორმალურ პირობებში არის 3,22 კგ/მ³. იხსნება ნახშირბადის ტეტრაქლორიდში. წყალში ხსნადი სუსტი ჰიპოქლორმჟავას წარმოქმნით:

სწრაფად რეაგირებს ტუტეებთან:

Cl 2 O + 2NaOH (დილ.) = 2NaClO + H 2 O

ქლორის დიოქსიდი- მჟავა ოქსიდი. წყალში გახსნისას წარმოიქმნება ქლორის და პერქლორინის მჟავები (დისპროპორციული რეაქცია). განზავებული ხსნარები სტაბილურია სიბნელეში და ნელა იშლება სინათლეში:

ქლორის დიოქსიდი- ქლორის ოქსიდი ( IVქლორისა და ჟანგბადის ნაერთი, ფორმულა: ClO 2.

ნორმალურ პირობებში ClO 2 არის მოწითალო-მოყვითალო გაზი დამახასიათებელი სუნით. 10 °C-ზე დაბალ ტემპერატურაზე ClO 2 არის წითელი ყავისფერი სითხე. დაბალი სტაბილურობა, ფეთქდება შუქზე, ჟანგვის აგენტებთან შეხებისას და გაცხელებისას. კარგად გავხსნათ წყალში. ფეთქებადი საფრთხის გამო, ქლორის დიოქსიდი არ შეიძლება ინახებოდეს სითხეში.

მჟავე ოქსიდი. წყალში გახსნისას წარმოიქმნება ქლორის და პერქლორინის მჟავები (დისპროპორციული რეაქცია). განზავებული ხსნარები სტაბილურია სიბნელეში და ნელა იშლება სინათლეში:

მიღებული ქლორის მჟავა ძალიან არასტაბილურია და იშლება:

ავლენს რედოქს თვისებებს.

2ClO 2 + 5H 2 SO 4 (განზავებული) + 10FeSO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O

ClO 2 + 2NaOH ცივი. = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

ClO 2 + O 3 = ClO 3 + O 2

ClO 2 რეაგირებს ბევრ ორგანულ ნაერთთან და მოქმედებს როგორც საშუალო სიმტკიცის ჟანგვის აგენტი.

ჰიპოქლორის მჟავა- HClO, ძალიან სუსტი მონოპროტული მჟავა, რომელშიც ქლორს აქვს +1 დაჟანგვის მდგომარეობა. არსებობს მხოლოდ ხსნარებში.

წყალხსნარებში ჰიპოქლორის მჟავა ნაწილობრივ იშლება პროტონად და ჰიპოქლორიტის ანიონად ClO - :

არასტაბილური. ჰიპოქლორის მჟავა და მისი მარილები - ჰიპოქლორიტები- ძლიერი ჟანგვის აგენტები. რეაგირებს ჰიდროქლორინის მჟავასთან HCl, წარმოქმნის მოლეკულურ ქლორს:

HClO + NaOH (განზავებული) = NaClO + H 2 O

ქლორის მჟავა- HClO 2, საშუალო სიძლიერის მონობაზური მჟავა.

ქლორის მჟავა HClO 2 თავისუფალ ფორმაში არასტაბილურია; განზავებულ წყალხსნარშიც კი ის სწრაფად იშლება:

განეიტრალება ტუტეებით.

HClO 2 + NaOH (dil. ცივი) = NaClO 2 + H 2 O

ამ მჟავას ანჰიდრიდი უცნობია.

მისი მარილებისგან მზადდება მჟავა ხსნარი - ქლორიტებიჩამოყალიბდა ClO 2-ის ტუტესთან ურთიერთქმედების შედეგად:

ავლენს რედოქს თვისებებს.

5HClO2 + 3H2SO4 (განზავებული) + 2KMnO4 = 5HClO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

ქლორის მჟავა- HClO 3, ძლიერი მონობაზური მჟავა, რომელშიც ქლორს აქვს +5 დაჟანგვის მდგომარეობა. არ არის მიღებული უფასო ფორმით; წყალხსნარებში 30%-ზე დაბალი კონცენტრაციით სიცივეში საკმაოდ სტაბილურია; უფრო კონცენტრირებულ ხსნარებში ის იშლება:

ჰიპოქლორის მჟავა არის ძლიერი ჟანგვის აგენტი; ჟანგვის უნარი იზრდება კონცენტრაციისა და ტემპერატურის მატებასთან ერთად. HClO 3 ადვილად იშლება მარილმჟავად:

HClO 3 + 5HCl (კონს.) = 3Cl 2 + 3H 2 O

HClO 3 + NaOH (განზავებული) = NaClO 3 + H 2 O

როდესაც SO 2-ისა და ჰაერის ნარევი გადადის ძლიერ მჟავე ხსნარში, იქმნება ქლორის დიოქსიდი:

40% პერქლორინის მჟავაში, მაგალითად, ფილტრის ქაღალდი იწვის.

8. ბუნებაში ყოფნა:

დედამიწის ქერქში ქლორი ყველაზე გავრცელებული ჰალოგენია. ვინაიდან ქლორი ძალიან აქტიურია, ის ბუნებაში გვხვდება მხოლოდ მინერალების ნაერთების სახით.

ცხრილი 7. აღმოჩენა ბუნებაში

ცხრილი 7. მინერალური ფორმები

ქლორის ყველაზე დიდი მარაგი ზღვებისა და ოკეანეების წყლების მარილებშია.

ქვითარი

ქლორის წარმოების ქიმიური მეთოდები არაეფექტური და ძვირია. დღეს მათ ძირითადად ისტორიული მნიშვნელობა აქვთ. მიიღება კალიუმის პერმანგანატის მარილმჟავასთან რეაქციით:

Scheele მეთოდი

თავდაპირველად, ქლორის წარმოების სამრეწველო მეთოდი ეფუძნებოდა Scheele მეთოდს, ანუ პიროლიზიტის რეაქციას მარილმჟავასთან:

დიაკონის მეთოდი

ქლორის წარმოების მეთოდი წყალბადის ქლორიდის კატალიზური დაჟანგვით ატმოსფერული ჟანგბადით.

ელექტროქიმიური მეთოდები

დღეს ქლორი იწარმოება სამრეწველო მასშტაბით ნატრიუმის ჰიდროქსიდთან და წყალბადთან ერთად სუფრის მარილის ხსნარის ელექტროლიზით, რომლის ძირითადი პროცესები შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემაჯამებელი ფორმულით:

განაცხადი

· ფანჯრის პროფილი დამზადებულია ქლორის შემცველი პოლიმერებისგან

· გაუფერულების ძირითადი კომპონენტია ლაბარაკოს წყალი (ნატრიუმის ჰიპოქლორიტი)

· პოლივინილ ქლორიდის, პლასტმასის ნაერთების, სინთეტიკური რეზინის წარმოებაში.

· ქლორორგანული ნივთიერებების წარმოება. წარმოებული ქლორის მნიშვნელოვანი ნაწილი იხარჯება მცენარეთა დაცვის საშუალებების მისაღებად. ერთ-ერთი ყველაზე მნიშვნელოვანი ინსექტიციდია ჰექსაქლოროციკლოჰექსანი (ხშირად მას ჰექსაქლორანს უწოდებენ).

· გამოიყენება როგორც ქიმიური საბრძოლო აგენტი, ასევე სხვა ქიმიური საომარი აგენტების წარმოებისთვის: მდოგვის გაზი, ფოსგენი.

· წყლის დეზინფექციისთვის - „ქლორირება“.

· რეგისტრირებულია კვების მრეწველობაში, როგორც საკვები დანამატი E925.

· მარილმჟავას, გაუფერულების, ბერტოლეტის მარილის, ლითონის ქლორიდების, შხამების, წამლების, სასუქების ქიმიურ წარმოებაში.

· მეტალურგიაში სუფთა ლითონების: ტიტანის, კალის, ტანტალის, ნიობიუმის წარმოებისთვის.

· როგორც მზის ნეიტრინოების მაჩვენებელი ქლორ-არგონის დეტექტორებში.

ბევრი განვითარებული ქვეყანა ცდილობს შეზღუდოს ქლორის გამოყენება ყოველდღიურ ცხოვრებაში, მათ შორის იმის გამო, რომ ქლორის შემცველი ნარჩენების წვის შედეგად წარმოიქმნება დიოქსინების მნიშვნელოვანი რაოდენობა.

ქლორი ჩვეულებრივი ელემენტია ბუნებაში; ქლორის შემცველობა დედამიწის ქერქში არის »0,02 wt. % თავისუფალ მდგომარეობაში მცირე რაოდენობით გვხვდება ვულკანურ აირებში. ბუნებაში, ქლორი ძირითადად გვხვდება ქლორიდების სახით. ქლორი მრავალი მინერალის ნაწილია, რომელთაგან ყველაზე მნიშვნელოვანია: NaCl - ჰალიტი (კლდის მარილი), KCl - სილვიტი, KCl × MgCl 2 × 6 H 2 O - კარნალიტი.

ზღვის წყალში ბევრია ქლორი - საშუალოდ 1,9%. ეს იმიტომ ხდება, რომ კლდეებიდან გამორეცხილი ქლორი არსად ვერ დარჩება (მეტალის თითქმის ყველა ქლორიდი ხსნადია) და მდინარეებით გადაიგზავნება ზღვებში და ოკეანეებში. მაგრამ არ უნდა ვიფიქროთ, რომ ზღვის წყალში მოხვედრილი ქლორი კონტინენტებზე ვერ დაბრუნდება. ქარი მნიშვნელოვან როლს ასრულებს ქლორის საპირისპირო მიგრაციაში, ატარებს მარილიან მტვერს ოკეანეების, ზღვებისა და მარილის ტბების ზედაპირიდან. ასე რომ, ქლორი მონაწილეობს ნივთიერებების ციკლში. მაგრამ არიდულ და უდაბნო ადგილებში, წყლის ინტენსიური აორთქლების შედეგად, მიწისქვეშა წყლებში ქლორის კონცენტრაცია მნიშვნელოვნად იზრდება. ასე წარმოიქმნება მარილიან ჭაობები, განსაკუთრებით დაბლობში. ასობით მილიონი ტონა ქლორი ყოველწლიურად იწარმოება სხვადასხვა წყაროებიდან მთელს მსოფლიოში.

ქლორიდის ხსნარები ცოცხალი ორგანიზმების აუცილებელი კომპონენტია. ქლორის შემცველობა ადამიანის ორგანიზმში არის 0,25%, სისხლის პლაზმაში – 0,35%. ზრდასრული ადამიანის ორგანიზმი შეიცავს 200 გ-ზე მეტ ნატრიუმის ქლორიდს, საიდანაც 45 გ იხსნება სისხლში. ხშირად არ არის საკმარისი ქლორი საკვებში და ბუნებრივ წყალში ადამიანის ნორმალური განვითარებისთვის, რის გამოც ადამიანები უძველესი დროიდან უმატებდნენ მარილს საკვებში. ქლორი ასევე შედის ცხოველის საკვებში. მცენარეები, ცხოველებისგან განსხვავებით, არასოდეს განიცდიან ქლორის დეფიციტს.

ქლორი ალბათ ალქიმიკოსებმა მოიპოვეს, მაგრამ მისი აღმოჩენა ცნობილი შვედი ქიმიკოსის კარლ ვილჰელმ შეელის სახელს უკავშირდება. ქლორის მრავალი ნაერთი ცნობილი იყო, რა თქმა უნდა, Scheele-მდე დიდი ხნით ადრე. ეს ელემენტი მრავალი მარილის ნაწილია, მათ შორის ყველაზე ცნობილი - სუფრის მარილი. 1774 წელს შილემ გამოყო ქლორი თავისუფალ ფორმაში შავი მინერალის პიროლუზიტის გაცხელებით კონცენტრირებული მარილმჟავით: MnO 2 + 4HCl ® Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O.

თავდაპირველად, ქიმიკოსები ქლორს განიხილავდნენ არა ელემენტად, არამედ უცნობი ელემენტის მურიას (ლათინური მურიიდან - მარილწყალიდან) ქიმიურ ნაერთად ჟანგბადთან. ითვლებოდა, რომ ჰიდროქლორინის მჟავა (მას ეძახდნენ მურინის მჟავას) შეიცავს ქიმიურად შეკავშირებულ ჟანგბადს. თუმცა, ქლორისგან ჟანგბადის „მოწყვეტის“ მრავალრიცხოვანმა მცდელობამ ვერსად მიიყვანა. ჰამფრი დევის, ჯოზეფ ლუი გეი-ლუსაკის და ლუი ჟაკ ტენარდის მიერ ჩატარებული მსგავსი ექსპერიმენტების შედეგად გაირკვა, რომ ქლორი არ შეიცავს ჟანგბადს და არის მარტივი ნივთიერება. იგივე დასკვნამდე მიგვიყვანა გეი-ლუსაკის ექსპერიმენტებმა, რომელმაც გააანალიზა აირების რაოდენობრივი თანაფარდობა ქლორის წყალბადთან რეაქციაში.

1811 წელს დევიმ შესთავაზა სახელი "ქლორინი" ახალი ელემენტისთვის - ბერძნულიდან. "ქლოროსი" - ყვითელ-მწვანე. ეს არის ზუსტად ქლორის ფერი. ერთი წლის შემდეგ გეი-ლუსაკმა სახელი „შეამოკლა“ და „ქლორი“ მიიღო. მაგრამ მაინც ბრიტანელები (და ამერიკელები) ამ ელემენტს "ქლორს" უწოდებენ, ხოლო ფრანგები მას ქლორს. გერმანელებმა ასევე მიიღეს შემოკლებული სახელი.

ქლორი(ლათ. Chlorum), Cl, მენდელეევის პერიოდული სისტემის VII ჯგუფის ქიმიური ელემენტი, ატომური ნომერი 17, ატომური მასა 35,453; მიეკუთვნება ჰალოგენების ოჯახს. ნორმალურ პირობებში (0°C, 0,1 მნ/მ2 ან 1 კგფ/სმ2) ეს არის მოყვითალო-მწვანე გაზი მკვეთრი გამაღიზიანებელი სუნით. ბუნებრივი ქლორი შედგება ორი სტაბილური იზოტოპისგან: 35 Cl (75,77%) და 37 Cl (24,23%). ხელოვნურად მიღებულია რადიოაქტიური იზოტოპები მასობრივი ნომრებით 31-47, კერძოდ: 32, 33, 34, 36, 38, 39, 40 ნახევარგამოყოფის პერიოდით (T ½) შესაბამისად 0,31; 2.5; 1,56 წმ; 3.1·10 5 წელი; 37.3, 55.5 და 1.4 წთ. 36 Cl და 38 Cl გამოიყენება როგორც იზოტოპური მიკვლევა.

ისტორიული ცნობა.ქლორი პირველად 1774 წელს მიიღო კ.შელეს მიერ მარილმჟავას პიროლუზიტი MnO 2-თან რეაქციით. თუმცა მხოლოდ 1810 წელს G. Davy-მ დაადგინა, რომ ქლორი ელემენტია და დაარქვა მას ქლორი (ბერძნულიდან chloros - ყვითელ-მწვანე). 1813 წელს J. L. Gay-Lussac-მა შესთავაზა ამ ელემენტის სახელი ქლორი.

ქლორის გავრცელება ბუნებაში.ქლორი ბუნებაში მხოლოდ ნაერთების სახით გვხვდება. ქლორის საშუალო შემცველობა დედამიწის ქერქში (კლარკი) არის 1,7·10 -2% მასის მიხედვით, მჟავე ანთურ ქანებში - გრანიტები და სხვა - 2,4·10 -2, ძირითად და ულტრაბაზისურ ქანებში 5·10 -3. დედამიწის ქერქში ქლორის ისტორიაში მთავარ როლს წყლის მიგრაცია ასრულებს. Cl-ის იონის სახით გვხვდება მსოფლიო ოკეანეში (1,93%), მიწისქვეშა მარილწყალსა და მარილის ტბებში. საკუთარი მინერალების რაოდენობა (ძირითადად ბუნებრივი ქლორიდები) არის 97, მთავარია ჰალიტი NaCl (კლდის მარილი). ასევე ცნობილია კალიუმის და მაგნიუმის ქლორიდების და შერეული ქლორიდების დიდი საბადოები: სილვინიტი KCl, სილვინიტი (Na,K)Cl, კარნალიტი KCl MgCl 2 6H 2 O, კაინიტი KCl MgSO 4 3H 2 O, ბიშოფიტი 26HCl ისტორიაში. დედამიწის ქერქის ზედა ნაწილებში ვულკანურ აირებში შემავალი HCl-ის მიწოდებას დიდი მნიშვნელობა ჰქონდა.

ქლორის ფიზიკური თვისებები.ქლორს აქვს დუღილის წერტილი -34,05°C, დნობის წერტილი -101°C. ქლორის გაზის სიმკვრივე ნორმალურ პირობებში არის 3,214 გ/ლ; გაჯერებული ორთქლი 0°C-ზე 12,21 გ/ლ; თხევადი ქლორი დუღილის ტემპერატურაზე 1,557 გ/სმ3; მყარი ქლორი - 102°C 1.9 გ/სმ 3. ქლორის გაჯერებული ორთქლის წნევა 0°C-ზე 0,369; 25°C-ზე 0.772; 100°C-ზე 3,814 მნ/მ 2 ან, შესაბამისად, 3,69; 7.72; 38.14 კგფ/სმ2. შერწყმის სითბო 90,3 კჯ/კგ (21,5 კალ/გ); აორთქლების სითბო 288 კჯ/კგ (68,8 კალ/გ); მუდმივი წნევის დროს გაზის თბოტევადობა არის 0,48 კჯ/(კგ K). ქლორის კრიტიკული მუდმივები: ტემპერატურა 144°C, წნევა 7,72 მნ/მ2 (77,2 კგფ/სმ2), სიმკვრივე 573 გ/ლ, სპეციფიკური მოცულობა 1,745·10 -3 ლ/გ. ქლორის ხსნადობა (გ/ლ) ნაწილობრივი წნევით 0,1 Mn/m2, ან 1 კგფ/სმ2, წყალში 14,8 (0°C), 5,8 (30°C), 2,8 (70°C); ხსნარში 300 გ/ლ NaCl 1.42 (30°C), 0.64 (70°C). 9,6°C-ზე ქვემოთ, წყალხსნარებში წარმოიქმნება ცვლადი შემადგენლობის ქლორის ჰიდრატები Cl 2 ·nH 2 O (სადაც n = 6-8); ეს არის ყვითელი კუბური კრისტალები, რომლებიც ტემპერატურის მატებასთან ერთად იშლება ქლორში და წყალში. ქლორი ძალიან ხსნადია TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 და ზოგიერთ ორგანულ გამხსნელებში (განსაკუთრებით ჰექსანი C 6 H 14 და ნახშირბადის ტეტრაქლორიდი CCl 4). ქლორის მოლეკულა არის დიატომური (Cl 2). Cl 2 + 243 kJ = 2Cl თერმული დისოციაციის ხარისხი 1000 K-ზე არის 2,07·10 -4%, 2500 K 0,909%.

ქლორის ქიმიური თვისებები. Cl 3s 2 Sp 5 ატომის გარე ელექტრონული კონფიგურაცია. ამის შესაბამისად, ნაერთებში ქლორი ავლენს ჟანგვის მდგომარეობებს -1, +1, +3, +4, +5, +6 და +7. ატომის კოვალენტური რადიუსია 0,99Å, Cl-ის იონური რადიუსი 1,82Å, ქლორის ატომის ელექტრონებთან კავშირი 3,65 ევ, იონიზაციის ენერგია 12,97 ევ.

ქიმიურად ქლორი ძალიან აქტიურია, უშუალოდ ერწყმის თითქმის ყველა ლითონს (ზოგიერთს მხოლოდ ტენის თანდასწრებით ან გაცხელებისას) და არალითონებთან (ნახშირბადის, აზოტის, ჟანგბადის, ინერტული აირების გარდა), წარმოქმნის შესაბამის ქლორიდებს, რეაგირებს. ბევრი ნაერთი, ცვლის წყალბადს გაჯერებულ ნახშირწყალბადებში და უერთდება უჯერი ნაერთებს. ქლორი ანაცვლებს ბრომს და იოდს მათი ნაერთებიდან წყალბადთან და ლითონებთან; ამ ელემენტებთან ქლორის ნაერთებიდან ის შეიცვალა ფტორით. ტუტე ლითონები ტენიანობის კვალის არსებობისას რეაგირებენ ქლორთან აალებასთან ერთად; მეტალების უმეტესობა მშრალ ქლორთან რეაგირებს მხოლოდ გაცხელებისას. ფოლადი, ისევე როგორც ზოგიერთი ლითონი, მდგრადია მშრალი ქლორის ატმოსფეროში დაბალ ტემპერატურაზე, ამიტომ ისინი გამოიყენება მშრალი ქლორის აღჭურვილობისა და შესანახი საშუალებების დასამზადებლად. ფოსფორი აალდება ქლორის ატმოსფეროში, წარმოქმნის PCl 3, ხოლო შემდგომი ქლორირებით - PCl 5; გოგირდი ქლორთან ერთად გაცხელებისას იძლევა S 2 Cl 2, SCl 2 და სხვა S n Cl m. დარიშხანი, ანტიმონი, ბისმუტი, სტრონციუმი, თელურიუმი ენერგიულად ურთიერთქმედებენ ქლორთან. ქლორისა და წყალბადის ნარევი იწვის უფერო ან მოყვითალო-მწვანე ალით წყალბადის ქლორიდის წარმოქმნით (ეს არის ჯაჭვური რეაქცია).

წყალბად-ქლორის ალის მაქსიმალური ტემპერატურაა 2200°C. ქლორის ნარევები წყალბადთან, რომელიც შეიცავს 5,8-დან 88,5%-მდე H 2-ს, ფეთქებადია.

ჟანგბადთან ერთად ქლორი აყალიბებს ოქსიდებს: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7, Cl 2 O 8, აგრეთვე ჰიპოქლორიტებს (ჰიპოქლორმჟავას მარილები), ქლორიტებს, ქლორატებს და პექლორატებს. ქლორის ყველა ჟანგბადის ნაერთი ქმნის ასაფეთქებელ ნარევებს ადვილად დაჟანგული ნივთიერებებით. ქლორის ოქსიდები სუსტად სტაბილურია და შეიძლება სპონტანურად აფეთქდეს; ჰიპოქლორიტები ნელა იშლება შენახვის დროს; ქლორატები და პექლორატები შეიძლება აფეთქდეს ინიციატორების გავლენით.

წყალში ქლორი ჰიდროლიზდება, წარმოქმნის ჰიპოქლორულ და მარილმჟავებს: Cl 2 + H 2 O = HClO + HCl. ცივში ტუტეების წყალხსნარის ქლორირებისას წარმოიქმნება ჰიპოქლორიტები და ქლორიდები: 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2 O და გაცხელებისას წარმოიქმნება ქლორატები. მშრალი კალციუმის ჰიდროქსიდის ქლორირება წარმოქმნის გაუფერულებას.

როდესაც ამიაკი რეაგირებს ქლორთან, წარმოიქმნება აზოტის ტრიქლორიდი. ორგანული ნაერთების ქლორირებისას ქლორი ან ცვლის წყალბადს ან უერთდება მრავალ ობლიგაციებს, წარმოქმნის სხვადასხვა ქლორის შემცველ ორგანულ ნაერთებს.

ქლორი აყალიბებს ინტერჰალოგენურ ნაერთებს სხვა ჰალოგენებთან. ფტორები ClF, ClF 3, ClF 3 ძალიან რეაქტიულია; მაგალითად, ClF 3 ატმოსფეროში შუშის ბამბა სპონტანურად აალდება. ქლორის ცნობილი ნაერთები ჟანგბადთან და ფტორთან არის ქლორის ოქსიფტორიდები: ClO 3 F, ClO 2 F 3, ClOF, ClOF 3 და ფტორის პერქლორატი FClO 4.

ქლორის მიღება.ქლორის წარმოება დაიწყო ინდუსტრიულად 1785 წელს მარილმჟავას მანგანუმის (II) ოქსიდთან ან პიროლუზიტთან რეაქციით. 1867 წელს ინგლისელმა ქიმიკოსმა G. Deacon-მა შეიმუშავა ქლორის წარმოების მეთოდი ატმოსფერული ჟანგბადით HCl-ის დაჟანგვით კატალიზატორის თანდასწრებით. მე-19 საუკუნის ბოლოდან და მე-20 საუკუნის დასაწყისიდან ქლორი იწარმოებოდა ტუტე ლითონის ქლორიდების წყალხსნარების ელექტროლიზით. ეს მეთოდები მსოფლიოში ქლორის 90-95%-ს გამოიმუშავებს. მცირე რაოდენობით ქლორი მიიღება ქვეპროდუქტი მაგნიუმის, კალციუმის, ნატრიუმის და ლითიუმის წარმოებაში გამდნარი ქლორიდების ელექტროლიზით. გამოიყენება NaCl-ის წყალხსნარების ელექტროლიზის ორი ძირითადი მეთოდი: 1) ელექტროლიზატორებში მყარი კათოდით და ფოროვანი ფილტრის დიაფრაგმით; 2) ელექტროლიზატორებში ვერცხლისწყლის კათოდით. ორივე მეთოდით ქლორის გაზი გამოიყოფა გრაფიტის ან ოქსიდის ტიტან-რუთენიუმის ანოდზე. პირველი მეთოდის მიხედვით, წყალბადი გამოიყოფა კათოდზე და წარმოიქმნება NaOH და NaCl ხსნარი, საიდანაც კომერციული კაუსტიკური სოდა გამოიყოფა შემდგომი დამუშავებით. მეორე მეთოდის მიხედვით, კათოდზე წარმოიქმნება ნატრიუმის ამალგამი, რომელიც ცალკეულ აპარატში სუფთა წყლით იშლება, მიიღება NaOH ხსნარი, წყალბადი და სუფთა ვერცხლისწყალი, რომელიც კვლავ გადადის წარმოებაში. ორივე მეთოდი იძლევა 1,125 ტ NaOH 1 ტონა ქლორზე.

დიაფრაგმით ელექტროლიზი მოითხოვს ნაკლებ კაპიტალურ ინვესტიციას ქლორის წარმოების ორგანიზებისთვის და გამოიმუშავებს უფრო იაფ NaOH-ს. ვერცხლისწყლის კათოდის მეთოდი წარმოქმნის ძალიან სუფთა NaOH-ს, მაგრამ ვერცხლისწყლის დაკარგვა აბინძურებს გარემოს.

ქლორის გამოყენება.ქიმიური მრეწველობის ერთ-ერთი მნიშვნელოვანი დარგია ქლორის მრეწველობა. ქლორის ძირითადი რაოდენობა მუშავდება მისი წარმოების ადგილზე ქლორის შემცველ ნაერთებად. ქლორი ინახება და ტრანსპორტირდება თხევადი სახით ცილინდრებში, კასრებში, სარკინიგზო ავზებში ან სპეციალურად აღჭურვილ გემებში. სამრეწველო ქვეყნებს ახასიათებთ ქლორის შემდეგი სავარაუდო მოხმარება: ქლორის შემცველი ორგანული ნაერთების წარმოებისთვის - 60-75%; ქლორის შემცველი არაორგანული ნაერთები -10-20%; რბილობისა და ქსოვილების გასათეთრებლად - 5-15%; სანიტარული საჭიროებებისა და წყლის ქლორებისთვის - მთლიანი წარმოების 2-6%.

ქლორი ასევე გამოიყენება ზოგიერთი მადნის ქლორაციისთვის ტიტანის, ნიობიუმის, ცირკონიუმის და სხვათა მოსაპოვებლად.

ქლორი ორგანიზმში.ქლორი არის ერთ-ერთი ბიოგენური ელემენტი, მცენარეული და ცხოველური ქსოვილების მუდმივი კომპონენტი. ქლორის შემცველობა მცენარეებში (ბევრი ქლორი ჰალოფიტებში) მერყეობს მეათასედი პროცენტიდან მთელ პროცენტამდე, ცხოველებში - პროცენტის მეათედი და მეასედი. ზრდასრული ადამიანის დღიურ მოთხოვნილებას ქლორზე (2-4გრ) ფარავს საკვები პროდუქტები. ქლორი, როგორც წესი, საკვებთან ერთად ჭარბად მიეწოდება ნატრიუმის ქლორიდის და კალიუმის ქლორიდის სახით. ქლორით განსაკუთრებით მდიდარია პური, ხორცი და რძის პროდუქტები. ცხოველის ორგანიზმში ქლორი არის მთავარი ოსმოტიკურად აქტიური ნივთიერება სისხლის პლაზმაში, ლიმფში, ცერებროსპინალურ სითხეში და ზოგიერთ ქსოვილში. მონაწილეობს წყალ-მარილის მეტაბოლიზმში, ხელს უწყობს ქსოვილებში წყლის შეკავებას. ქსოვილებში მჟავა-ტუტოვანი ბალანსის რეგულირება სხვა პროცესებთან ერთად ხორციელდება სისხლსა და სხვა ქსოვილებს შორის ქლორის განაწილების შეცვლით. ქლორი ჩართულია მცენარეებში ენერგიის მეტაბოლიზმში, ააქტიურებს როგორც ჟანგვითი ფოსფორილირებას, ასევე ფოტოფოსფორილირებას. ქლორი დადებითად მოქმედებს ფესვების მიერ ჟანგბადის შეწოვაზე. ქლორი აუცილებელია იზოლირებული ქლოროპლასტების მიერ ფოტოსინთეზის დროს ჟანგბადის წარმოებისთვის. მცენარის ხელოვნური გაშენებისთვის საკვები ნივთიერებების უმეტესობა არ შეიცავს ქლორს. მცენარის განვითარებისთვის შესაძლებელია ქლორის ძალიან დაბალი კონცენტრაცია საკმარისი იყოს.

ქლორით მოწამვლა შესაძლებელია ქიმიურ, მერქნისა და ქაღალდის, ტექსტილის, ფარმაცევტულ მრეწველობაში და სხვა. ქლორი აღიზიანებს თვალისა და სასუნთქი გზების ლორწოვან გარსს. პირველადი ანთებითი ცვლილებები ჩვეულებრივ თან ახლავს მეორადი ინფექციით. მწვავე მოწამვლა თითქმის მაშინვე ვითარდება. ქლორის საშუალო და დაბალი კონცენტრაციების შესუნთქვისას აღინიშნება შებოჭილობა და ტკივილი გულმკერდის არეში, მშრალი ხველა, გახშირებული სუნთქვა, ტკივილი თვალებში, ლაქრიმაცია, სისხლში ლეიკოციტების დონის მომატება, სხეულის ტემპერატურა და ა.შ.. ბრონქოპნევმონია, ფილტვის ტოქსიკური შეშუპება. შესაძლებელია დეპრესიული მდგომარეობები, კრუნჩხვები. მსუბუქ შემთხვევებში გამოჯანმრთელება ხდება 3-7 დღეში. გრძელვადიანი შედეგების სახით აღინიშნება ზედა სასუნთქი გზების კატარა, მორეციდივე ბრონქიტი, პნევმოსკლეროზი და სხვა; ფილტვის ტუბერკულოზის შესაძლო გააქტიურება. ქლორის მცირე კონცენტრაციის გახანგრძლივებული ინჰალაციისას აღინიშნება დაავადების მსგავსი, მაგრამ ნელა განვითარებადი ფორმები. მოწამვლის პრევენცია: საწარმოო ობიექტების, აღჭურვილობის დალუქვა, ეფექტური ვენტილაცია, საჭიროების შემთხვევაში გაზის ნიღბის გამოყენება. ქლორის, გაუფერულების და სხვა ქლორის შემცველი ნაერთების წარმოება კლასიფიცირდება როგორც სახიფათო სამუშაო პირობების მქონე წარმოება.

რაც არ უნდა ნეგატიურად ვუყურებდეთ საზოგადოებრივ საპირფარეშოებს, ბუნება კარნახობს თავის წესებს და ჩვენ უნდა მოვინახულოთ ისინი. ბუნებრივი (მოცემული ადგილისთვის) სუნის გარდა, კიდევ ერთი გავრცელებული არომატი არის გაუფერულება, რომელიც გამოიყენება ოთახის დეზინფექციისთვის. მან მიიღო სახელი მასში შემავალი მთავარი აქტიური ნივთიერების - Cl. მოდით გავეცნოთ ამ ქიმიურ ელემენტს და მის თვისებებს და ასევე დავახასიათოთ ქლორი პერიოდულ სისტემაში პოზიციის მიხედვით.

როგორ აღმოაჩინეს ეს ელემენტი?

პირველი ქლორის შემცველი ნაერთი (HCl) სინთეზირებულია 1772 წელს ბრიტანელი მღვდელი ჯოზეფ პრისტლის მიერ.

ორი წლის შემდეგ, მისმა შვედმა კოლეგამ კარლ შელემ შეძლო აღეწერა მეთოდი Cl-ის იზოლაციისთვის მარილმჟავასა და მანგანუმის დიოქსიდს შორის რეაქციის გამოყენებით. თუმცა ამ ქიმიკოსს არ ესმოდა, რომ შედეგად ახალი ქიმიური ელემენტის სინთეზირება მოხდა.

მეცნიერებს თითქმის 40 წელი დასჭირდათ, რომ ესწავლათ ქლორის წარმოება პრაქტიკაში. ეს პირველად ბრიტანელმა ჰამფრი დევისმა გააკეთა 1811 წელს. ამავე დროს, მან გამოიყენა განსხვავებული რეაქცია, ვიდრე მისი თეორიული წინამორბედები. დევიმ გამოიყენა ელექტროლიზი NaCl (ყველასთვის ცნობილი, როგორც სუფრის მარილი) მის კომპონენტებად დასაშლელად.

მიღებული ნივთიერების შესწავლის შემდეგ, ბრიტანელი ქიმიკოსი მიხვდა, რომ ის ელემენტარული იყო. ამ აღმოჩენის შემდეგ დევიმ მას არა მხოლოდ ქლორი დაარქვა, არამედ ქლორის დახასიათებაც შეძლო, თუმცა ის ძალიან პრიმიტიული იყო.

ქლორი გადაიქცა ქლორად (ქლორად) ჯოზეფ გეი-ლუსაკის წყალობით და ამ ფორმით არსებობს დღეს ფრანგულ, გერმანულ, რუსულ, ბელორუსულ, უკრაინულ, ჩეხურ, ბულგარულ და ზოგიერთ სხვა ენებზე. ინგლისურში კვლავ გამოიყენება სახელწოდება „ქლორი“, იტალიურ და ესპანურში „ქლორო“.

განსახილველი ელემენტი უფრო დეტალურად აღწერა იენს ბერცელიუსმა 1826 წელს. სწორედ მან შეძლო მისი ატომური მასის დადგენა.

რა არის ქლორი (Cl)

ამ ქიმიური ელემენტის აღმოჩენის ისტორიის გათვალისწინების შემდეგ, ღირს მის შესახებ მეტი შესწავლა.

სახელი ქლორი მომდინარეობს ბერძნული სიტყვიდან χλωρός ("მწვანე"). იგი მიცემული იყო ამ ნივთიერების მოყვითალო-მომწვანო ფერის გამო

ქლორი თავისთავად არსებობს, როგორც დიატომური აირი, Cl2, მაგრამ ის პრაქტიკულად არასოდეს გვხვდება ბუნებაში ამ ფორმით. უფრო ხშირად ის ჩნდება სხვადასხვა ნაერთებში.

გარდა გამორჩეული შეფერილობისა, ქლორს ახასიათებს მოტკბო-მწვავე სუნი. ეს არის ძალიან ტოქსიკური ნივთიერება, ამიტომ ჰაერში გაშვებისას და ადამიანის ან ცხოველის მიერ ჩასუნთქვისას შეიძლება გამოიწვიოს მათი სიკვდილი რამდენიმე წუთში (დამოკიდებულია Cl-ის კონცენტრაციაზე).

ვინაიდან ქლორი ჰაერზე თითქმის 2,5-ჯერ მძიმეა, ის ყოველთვის მდებარეობს მის ქვემოთ, ანუ მიწის მახლობლად. ამ მიზეზით, თუ ეჭვი გაქვთ Cl-ის არსებობაზე, უნდა ახვიდეთ რაც შეიძლება მაღლა, რადგან ამ გაზის უფრო დაბალი კონცენტრაცია იქნება.

ასევე, ზოგიერთი სხვა ტოქსიკური ნივთიერებისგან განსხვავებით, ქლორის შემცველ ნივთიერებებს აქვთ დამახასიათებელი ფერი, რაც საშუალებას აძლევს მათ ვიზუალურად ამოიცნონ და მიიღონ ზომები. სტანდარტული გაზის ნიღბების უმეტესობა ხელს უწყობს სასუნთქი სისტემის და ლორწოვანი გარსების დაცვას Cl-ისგან. თუმცა სრული უსაფრთხოებისთვის უფრო სერიოზული ზომები უნდა იქნას მიღებული, მათ შორის ტოქსიკური ნივთიერების განეიტრალება.

აღსანიშნავია, რომ 1915 წელს გერმანელების მიერ ქლორის, როგორც მომწამვლელი აირის გამოყენებით, დაიწყო ქიმიური იარაღის ისტორია. თითქმის 200 ტონა ნივთიერების გამოყენების შედეგად რამდენიმე წუთში 15 ათასი ადამიანი მოიწამლა. მათი მესამედი თითქმის მყისიერად გარდაიცვალა, მესამედმა მიიღო მუდმივი დაზიანება და მხოლოდ 5 ათასმა მოახერხა გაქცევა.

რატომ არ არის ასეთი საშიში ნივთიერება ჯერ კიდევ აკრძალული და ყოველწლიურად მოიპოვება მილიონობით ტონა? ეს ყველაფერი მის განსაკუთრებულ თვისებებს ეხება და მათი გასაგებად ღირს ქლორის მახასიათებლების გათვალისწინება. ამის გაკეთების ყველაზე მარტივი გზაა პერიოდული ცხრილის გამოყენება.

ქლორის მახასიათებლები პერიოდულ სისტემაში

ქლორი, როგორც ჰალოგენი

გარდა უკიდურესი ტოქსიკურობისა და მძაფრი სუნისა (ამ ჯგუფის ყველა წარმომადგენლისთვის დამახასიათებელია), Cl წყალში ძალიან ხსნადია. ამის პრაქტიკული დადასტურებაა აუზის წყალში ქლორის შემცველი სარეცხი საშუალებების დამატება.

ტენიან ჰაერთან შეხებისას მოცემული ნივთიერება იწყებს მოწევას.

Cl-ის, როგორც არალითონის თვისებები

ქლორის ქიმიური მახასიათებლების განხილვისას ღირს ყურადღება მიაქციოთ მის არამეტალურ თვისებებს.

მას აქვს ნაერთების წარმოქმნის უნარი თითქმის ყველა ლითონთან და არალითონთან. ამის მაგალითია რეაქცია რკინის ატომებთან: 2Fe + 3Cl 2 → 2FeCl 3.

რეაქციების განსახორციელებლად ხშირად საჭიროა კატალიზატორების გამოყენება. H2O-ს შეუძლია ამ როლის შესრულება.

ხშირად Cl-თან რეაქციები ენდოთერმულია (ისინი შთანთქავენ სითბოს).

აღსანიშნავია, რომ კრისტალური ფორმით (ფხვნილის სახით), ქლორი ურთიერთქმედებს ლითონებთან მხოლოდ მაღალ ტემპერატურაზე გაცხელებისას.

სხვა არალითონებთან (გარდა O 2, N, F, C და ინერტული აირებისა) რეაქციაში Cl წარმოქმნის ნაერთებს - ქლორიდებს.

O 2-თან ურთიერთობისას წარმოიქმნება უკიდურესად არასტაბილური ოქსიდები, რომლებიც მიდრეკილნი არიან დაშლისკენ. მათში Cl-ის დაჟანგვის მდგომარეობა შეიძლება გამოვლინდეს +1-დან +7-მდე.

F-თან ურთიერთობისას წარმოიქმნება ფტორიდები. მათი დაჟანგვის ხარისხი შეიძლება განსხვავებული იყოს.

ქლორი: ნივთიერების მახასიათებლები მისი ფიზიკური თვისებების მიხედვით

ქიმიური თვისებების გარდა, მოცემულ ელემენტს აქვს ფიზიკური თვისებებიც.

ტემპერატურის გავლენა Cl-ის აგრეგაციის მდგომარეობაზე

ქლორის ელემენტის ფიზიკური მახასიათებლების შესწავლის შემდეგ, ჩვენ გვესმის, რომ მას შეუძლია გარდაიქმნას აგრეგაციის სხვადასხვა მდგომარეობაში. ეს ყველაფერი დამოკიდებულია ტემპერატურაზე.

ნორმალურ მდგომარეობაში Cl არის გაზი მაღალი კოროზიული თვისებებით. თუმცა, მას ადვილად შეუძლია გათხევადება. მასზე გავლენას ახდენს ტემპერატურა და წნევა. მაგალითად, თუ ის 8 ატმოსფეროა და ტემპერატურა +20 გრადუსი ცელსიუსია, Cl 2 არის მჟავა-მოყვითალო სითხე. მას შეუძლია შეინარჩუნოს აგრეგაციის ეს მდგომარეობა +143 გრადუსამდე, თუ წნევა ასევე გაგრძელდება.

როდესაც ის -32 °C-ს მიაღწევს, ქლორის მდგომარეობა წყვეტს წნევაზე დამოკიდებულებას და ის აგრძელებს თხევად ყოფნას.

ნივთიერების კრისტალიზაცია (მყარი მდგომარეობა) ხდება -101 გრადუსზე.

სად არსებობს Cl ბუნებაში?

ქლორის ზოგადი მახასიათებლების გათვალისწინებით, ღირს იმის გარკვევა, თუ სად შეიძლება ბუნებაში ასეთი რთული ელემენტის პოვნა.

მისი მაღალი რეაქტიულობის გამო, ის თითქმის არასოდეს გვხვდება მისი სუფთა სახით (ამიტომაც მეცნიერებს წლების განმავლობაში დასჭირდათ მისი სინთეზის სწავლა, როდესაც ისინი პირველად სწავლობდნენ ამ ელემენტს). როგორც წესი, Cl გვხვდება სხვადასხვა მინერალების ნაერთებში: ჰალიტი, სილვიტი, კაინიტი, ბიშოფიტი და ა.შ.

ყველაზე მეტად ის გვხვდება ზღვის ან ოკეანის წყლიდან მოპოვებულ მარილებში.

ეფექტი სხეულზე

ქლორის მახასიათებლების განხილვისას უკვე არაერთხელ ითქვა, რომ ის უკიდურესად ტოქსიკურია. უფრო მეტიც, ნივთიერების ატომები შეიცავს არა მხოლოდ მინერალებს, არამედ თითქმის ყველა ორგანიზმში, მცენარეებიდან ადამიანებამდე.

მათი განსაკუთრებული თვისებების გამო, Cl-ის იონები უკეთესად აღწევენ უჯრედის მემბრანას, ვიდრე სხვები (აქედან გამომდინარე, ადამიანის ორგანიზმში არსებული ქლორის 80%-ზე მეტი მდებარეობს უჯრედშორის სივრცეში).

K-თან ერთად Cl პასუხისმგებელია წყალ-მარილის ბალანსის რეგულირებაზე და, შედეგად, ოსმოსურ თანასწორობაზე.

ორგანიზმში ასეთი მნიშვნელოვანი როლის მიუხედავად, მისი სუფთა სახით Cl 2 კლავს ყველა ცოცხალ არსებას - უჯრედებიდან მთლიან ორგანიზმებამდე. თუმცა, კონტროლირებადი დოზებით და ხანმოკლე ექსპოზიციით, მას არ აქვს დრო, რომ ზიანი მიაყენოს.

ამ უკანასკნელი განცხადების თვალსაჩინო მაგალითია ნებისმიერი საცურაო აუზი. მოგეხსენებათ, ასეთ დაწესებულებებში წყალი დეზინფექცია ხდება Cl. უფრო მეტიც, თუ ადამიანი იშვიათად სტუმრობს ასეთ დაწესებულებას (კვირაში ერთხელ ან თვეში), ნაკლებად სავარაუდოა, რომ მას წყალში ამ ნივთიერების არსებობა დაემართოს. თუმცა, ასეთი დაწესებულებების თანამშრომლები, განსაკუთრებით ისინი, ვინც თითქმის მთელ დღეს წყალში ატარებენ (მაშველები, ინსტრუქტორები), ხშირად აწუხებთ კანის დაავადებები ან აქვთ დასუსტებული იმუნიტეტი.

ამ ყველაფერთან დაკავშირებით, აუზების მონახულების შემდეგ აუცილებლად უნდა მიიღოთ შხაპი - კანიდან და თმიდან ჩამოიბანოთ ქლორის შესაძლო ნარჩენები.

ადამიანის გამოყენება Cl

ქლორის მახასიათებლებიდან გავიხსენოთ, რომ ის არის "კაპრიზული" ელემენტი (როდესაც საქმე ეხება სხვა ნივთიერებებთან ურთიერთქმედებას), საინტერესო იქნება იმის ცოდნა, რომ ის საკმაოდ ხშირად გამოიყენება ინდუსტრიაში.

უპირველეს ყოვლისა, იგი გამოიყენება მრავალი ნივთიერების დეზინფექციისთვის.

Cl ასევე გამოიყენება გარკვეული ტიპის პესტიციდების წარმოებაში, რაც ხელს უწყობს მოსავლის გადარჩენას მავნებლებისგან.

ამ ნივთიერების უნარი ურთიერთქმედებს პერიოდული ცხრილის თითქმის ყველა ელემენტთან (ქლორისთვის, როგორც არალითონის დამახასიათებელი) მისი დახმარებით ხდება გარკვეული ტიპის ლითონების (Ti, Ta და Nb), ასევე ცაცხვისა და მარილმჟავას მოპოვება. .

ყოველივე ზემოთქმულის გარდა, Cl გამოიყენება სამრეწველო ნივთიერებების (პოლივინილ ქლორიდი) და მედიკამენტების (ქლორჰექსიდინის) წარმოებაში.

აღსანიშნავია, რომ დღეს აღმოჩენილია უფრო ეფექტური და უსაფრთხო სადეზინფექციო საშუალება - ოზონი (O 3). თუმცა, მისი წარმოება უფრო ძვირია, ვიდრე ქლორი და ეს გაზი კიდევ უფრო არასტაბილურია ვიდრე ქლორი (ფიზიკური თვისებების მოკლე აღწერა 6-7 ქულაში). ამიტომ, რამდენიმე ადამიანს შეუძლია ქლორირების ნაცვლად ოზონაციის გამოყენება.

როგორ იწარმოება ქლორი?

დღეს ამ ნივთიერების სინთეზის მრავალი მეთოდია ცნობილი. ისინი ყველა იყოფა ორ კატეგორიად:

• ქიმიური.
• ელექტროქიმიური.

პირველ შემთხვევაში, Cl მიიღება ქიმიური რეაქციის გამო. თუმცა, პრაქტიკაში ისინი ძალიან ძვირი და არაეფექტურია.

ამიტომ ინდუსტრია უპირატესობას ანიჭებს ელექტროქიმიურ მეთოდებს (ელექტროლიზს). სამი მათგანია: დიაფრაგმის, მემბრანის და ვერცხლისწყლის ელექტროლიზი.